Post on 27-Nov-2018
Laboratório de Química – QUI126 2018
113
Eletroquímica
_______________________________________________________________________________________________
OBJETIVOS
▶ Aplicar os conceitos envolvidos nas reações de oxidação-redução.
▶ Montar uma pilha de concentração iônica, uma pilha de corrosão e uma de proteção catódica.
▶ Calcular a diferença de potencial de qualquer associação de eletrodos.
_______________________________________________________________________________________________
A eletroquímica se faz presente no nosso dia-a-dia. Por exemplo, no relógio de parede, nos celulares, nos
computadores e no seu próprio automóvel. A eletroquímica encontra-se disponível em pilhas, baterias, enfim, em todos
estes dispositivos que dão vida a tantos utensílios que usamos em casa, no trabalho e nas horas de lazer. Com isso,
aumentou a demanda por pilhas e baterias cada vez menores, mais leves e de maior desempenho. Como
consequência, existe atualmente no mercado uma grande variedade de pilhas e baterias, o que tem trazido à tona
discussões acerca dos potenciais riscos que tais dispositivos trazem à saúde humana e ao meio ambiente, quando
descartados de forma inadequada.
Veja algumas das áreas na qual a eletroquímica está presente:
Na medicina: no marca-passo usado por pacientes com problemas cardíacos.
Na Indústria: a eletroquímica constitui um importante processo industrial, a galvanoplastia - processo usado
para cromar peças de automóveis (pára-choques, por exemplo) e fabricação de semi-jóias.
Em casa: brinquedos infantis, lanternas, controles de TVs, portões eletrônicos, etc.
A eletroquímica é a parte da química que estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações
químicas espontâneas (em pilhas, células, ou baterias) e a transformação química, gerada pela passagem forçada da
corrente elétrica numa solução, denominada de eletrólise (em células eletrolíticas, cubas, ou banhos eletrolíticos).
Processos eletroquímicos usuais são a galvanoplastia e a corrosão.
AULA 10
Laboratório de Química – QUI126 2018
114
Ao sofrerem corrosão, alguns metais como o alumínio, o cobre e a prata formam películas que protegem o
restante do metal, Figura 1.
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/protecao-contra-corrosao-ferro.htm
Figura 1: Metais que formam película protetora.
Galvanoplastia
O ato de recobrir uma superfície de metal com uma camada fina de outro metal é conhecido como
galvanização. Esse processo é geralmente usado para proteger objetos metálicos contra ferrugem e para
melhorar sua aparência. A galvanoplastia é realizada através da eletrólise aquosa de um sal do metal a ser
depositado sobre a peça metálica. Os processos galvânicos comuns e modernos são: Cromagem,
niquelagem, zincagem, prateação, douração, selantes, pintura, entre outros.
Corrosão
A corrosão metálica é a transformação de um material ou liga metálica pela sua interação química ou
eletroquímica num determinado meio de exposição, processo que resulta na formação de produtos de
corrosão e na liberação de energia.
Oxidação de um elemento é o aumento algébrico no seu número de oxidação numa reação química; corresponde à perda
de elétrons por parte desse elemento.
Redução de um elemento é a diminuição algébrica no seu número de oxidação; corresponde ao ganho de elétrons por parte
desse elemento. É importante ter em mente que sempre que uma espécie se reduz, uma outra espécie se oxida.
Laboratório de Química – QUI126 2018
115
A pilha eletroquímica é um sistema constituído por anodo (eletrodo de oxidação), catodo
(eletrodo de redução), eletrólito (condutor iônico) e condutor metálico (condutor de corrente elétrica). É caracterizada
por uma diferença de potencial entre seus eletrodos que resulta na transformação de energia química em energia
elétrica. O material do anodo é oxidado, produzindo cátions e elétrons. Os cátions dissolvem-se na solução, enquanto
os elétrons fluem pelo condutor elétrico. Quando os elétrons chegam ao catodo, atraem cátions da solução eletrolítica
que se reduzem e se depositam sobre a superfície desse eletrodo. Para permitir o funcionamento da pilha, é
necessário introduzir uma ponte salina a fim de repor os íons nos eletrólitos. A movimentação de íons em solução
viabiliza a condução de corrente elétrica no circuito. O processo é contínuo, até que certas condições não sejam mais
favoráveis para sua manutenção.
A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) propôs uma maneira esquemática para
representar uma célula galvânica. Tal representação é bastante útil, pois permite descrever de modo rápido e
simples esse tipo de dispositivo sem a necessidade de desenhá-lo.
Vamos exemplificar essa representação para a pilha de Daniell:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+
(aq) | Cu(s)
A barra vertical simples (|) indica a fronteira que separa duas fases, e a barra vertical dupla (||) indica a ponte
salina. Do lado esquerdo é representada a semicélula em que ocorre a oxidação (anodo) e, do lado direito, a
semicélula em que ocorre a redução (catodo), Figura 2.
Figura 2: Representação esquemática da pilha de Daniell
Laboratório de Química – QUI126 2018
116
O Potencial Padrão de Eletrodo, denominado E0, é o potencial individual de um eletrodo reversível (em
equilíbrio), no estado padrão, no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol.L -1 e gases a uma
pressão de 1 bar (≈ 1 atm). Os valores são normalmente tabelados a 25 ºC. A série eletroquímica é de grande valia
para a previsão da espontaneidade das reações de oxirredução, Tabela 1.
Para superar-se a dificuldade de medir-se o potencial individual de um eletrodo, um eletrodo de potencial de
redução desconhecido pode ser emparelhado com um eletrodo de referência de potencial conhecido. O referencial é o
eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) cujo potencial é definido (convenção) para ser exatamente zero volts em todas as
temperaturas, Figura 3.
Figura 3: Eletrodo padrão de hidrogênio
Tabela 1: Potencial padrão de redução
Laboratório de Química – QUI126 2018
117
Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio, são atribuídos potenciais de redução
negativos, aos outros são atribuídos potenciais positivos, Figura 4.
Figura 4: Determinação do potencial de redução padrão
No caso de soluções de concentração diferente de 1 mol/L usa-se a equação de Nernst para determinar o novo potencial. Eletroquímica e Termodinâmica
Em termodinâmica, a energia livre de Gibbs (∆G) é uma grandeza que busca medir a totalidade
da energia atrelada a um sistema termodinâmico disponível para execução de trabalho “útil”. Podemos relacionar a
variação de energia livre de Gibbs de uma reação e a diferença de potencial da pilha (∆E) através da seguinte
equação:
∆G (reação) = - nF∆E
onde “n” é o número de elétrons e “F” é a constante de Faraday.
As reações de oxirredução espontâneas geram energia e produzem trabalho útil. No caso das pilhas ou células
galvânicas este trabalho é trabalho elétrico. Em eletroquímica é importante distinguir entre reações de oxirredução
espontâneas, ou seja, aquelas que têm ∆G negativo e, as reações de oxirredução não espontâneas, cujo ∆G é
positivo. Quando ∆G é igual a zero o sistema está em equilíbrio.
As pilhas e baterias comerciais devem apresentar tamanho, formato, massa e desempenho adequados para o equipamento específico. Deve-se estar atento para evitar acidentes, danos ao ambiente ou ao aparelho. As pilhas e as baterias são classificadas em primárias (não podem ser recarregadas) ou secundárias (recarregáveis). Para saber mais leia o artigo da revista Química Nova na Escola, V.11, maio de 2000, disponível no site http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc11/.
Laboratório de Química – QUI126 2018
118
PARTE PRÁTICA
Procedimento 1: Identificação de cátions através de reações com metais
a) Colocar sobre a bancada, duas lâminas metálicas, uma de zinco e outra de cobre, devidamente limpas e
secas.
b) Adicionar uma gota das soluções 1, 2 e 3, em cada lâmina (cuidado para uma solução não entrar em contato
com a outra).
c) Aguardar 3 minutos e observar se há alguma evidência de transformação. O aparecimento de uma mancha na
lâmina indica que houve reação.
d) Na tabela abaixo, marcar “+” se ocorreu reação e “-” em caso contrário.
e) Com o auxílio da Tabela 1 de potencial padrão de eletrodo (pág. 117), identificar os cátions presentes nas
soluções 1, 2 e 3, sabendo-se que nestas estão presentes os íons Cu2+, Ag+ e Ca2+, aleatoriamente.
Solução
Metal
Zn Cu
1
2
3
Calcule o valor de ∆E para cada combinação solução/metal, considerando todas as soluções de concentração 1 mol/L. Relacione estes valores com a espontaneidade de cada reação.
Materiais:
01 lâmina de zinco
01 lâmina de cobre
03 pipetas de Pasteur
Reagentes:
Solução 1
Solução 2
Solução 3
As soluções deverão ser identificadas apenas pelos
números 1, 2 ou 3. Estas soluções contêm os íons
cobre (II), prata (I) ou cálcio (II)
Laboratório de Química – QUI126 2018
119
Identifique os cátions presentes nas soluções 1, 2 e 3:
Procedimento 2: Construindo uma pilha de concentração iônica
a) Montar a pilha de concentração iônica, representada abaixo, usando béqueres de 50 mL e aproximadamente 30 mL de cada solução de cobre.
Cu(s)/ CuSO4 (0,1mol/L) // CuSO4 (1,0mol/L) / Cu(s)
b) Aguardar uns 5 minutos e medir a ddp utilizando o multímetro (fazer a leitura em mV)
c) Observar as alterações em cada semicélula.
Represente as semi-reações de oxidação e redução ocorridas.
Utilize para a solução 0,1M o valor abaixo do potencial.
E Cu2+
/Cu = + 0,31V
Vidrarias:
02 béqueres (50 mL)
Materiais:
01 Multímetro
02 lâminas de cobre
Reagentes:
Solução de CuSO4 1 mol/L (30 mL)
Solução de CuSO4 0,1 mol/L (30 mL)
01 ponte salina
Solução 1 Solução 2 Solução 3
Laboratório de Química – QUI126 2018
120
Procedimento 3: Construindo uma pilha de corrosão
a) Em um béquer de 100 mL adicionar cerca de 50 mL de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L, 0,5 mL de
solução de indicador fenolftaleína 1% e 1 mL de solução de ferricianeto de potássio 0,1 mol/L - K3[Fe(CN)6].
b) Limpar mecanicamente as lâminas de ferro e de cobre, com a lã de aço. Decapar com a solução de HCl e
posteriormente, enxaguar com água destilada;
c) Faça a união de uma lâmina de ferro com outra de cobre, ligando-os por meio de um fio de cobre (com jacarés
nas duas extremidades).
d) Imergir os eletrodos na solução imobilizando-os a uma certa distância um do outro, conforme mostra o
esquema abaixo. Após alguns minutos verificar alguma evidência de transformação.
Desenhe a pilha de concentração iônica montada em sua bancada.
Qual a composição química da ponte salina?
Compare a ddp teórica desta pilha com o resultado experimental.
Explique o que aconteceu em cada semicélula.
Vidrarias:
01 béquer (100 mL)
01 proveta (50 mL)
Materiais:
01 lâmina de ferro (prego)
01 lâmina de cobre
01 fio de cobre (com jacarés nas
duas extremidades)
Reagentes:
Solução de NaCl 0,1 mol/L
Solução de indicador fenolftaleína 1%
Solução de K3[Fe(CN)6] 0,1 mol/L
Solução de HCl 1 mol/L
Laboratório de Química – QUI126 2018
121
Procedimento 4: Proteção catódica do ferro
Escreva as equações balanceadas que representam as reações ocorridas no anodo e no catodo.
Após alguns minutos, observe as
cores formadas nos eletrodos
Explique como os produtos formados foram identificados.
Explique porque foi adicionado solução de NaCl ao sistema?
2 H2O (l) + O2 (g) + 4 e- ⇆ 4 OH- (aq) E = + 0,40 V
Materiais:
01 lâmina de zinco
01 lâmina de ferro (prego)
01 fio de cobre vermelho (com um
jacaré em uma extremidade e
conector para a fonte em outra
extremidade)
01 fio de cobre preto (com um jacaré
em uma extremidade e conector para
a fonte em outra extremidade)
01 fonte de 12 V
Vidrarias:
01 béquer (100 mL)
Reagentes:
Solução de ZnSO4 0,1 mol/L (50 mL)
Laboratório de Química – QUI126 2018
122
a) Adicionar, em um béquer de 100 mL, cerca de 50 mL de solução de sulfato de zinco 0,1 mol/L.
b) Conectar o fio preto (-) no eletrodo de ferro, previamente limpo, que deverá estar totalmente imerso na solução.
c) Conectar o fio vermelho (+) no eletrodo de zinco, previamente limpo, que deverá estar totalmente imerso na
solução.
d) Ligar os fios numa fonte de 12 V. Aguardar uns 10 minutos.
Referências Bibliográficas:
1. Lenzi, E. Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Filho, E.A.V.; Silva, M.B. Química Geral Experimental, Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, 2004, pág. 345 (ISBN: 85-353-0217-4).
2. Braathen, Per Christian. Química Geral, 3ª Edição,Viçosa, 2011, pág. 541 (ISBN: 978-85-909-364-2-8).
Explique o que você observou em cada eletrodo.
Se não fosse usada uma fonte de 12 V a proteção catódica ocorreria? Explique.
Como é usualmente chamado o eletrodo de zinco numa proteção catódica do ferro?
Laboratório de Química – QUI126 2018
123
1. Qual a diferença entre um aço comum e um aço galvanizado?
2. Entre o cobre, níquel, alumínio e manganês, qual será o mais adequado para fazer a
protecção catódica do ferro?
3. Explique o porque de apesar de estarem permanentemente em contacto com bebidas
aquosas as latas de refrigerantes não sofrem processos fortes de corrosão.
4. (Unesp) Mergulha-se uma lâmina limpa de níquel em uma solução azul de sulfato de
cobre. Observa-se que a lâmina fica recoberta por um depósito escuro e que, passado
algum tempo, a solução se torna verde. Explique o que ocorreu:
a) na lâmina de níquel;
b) na solução.
5. (Fuvest) A estátua da Liberdade está no porto de Nova Iorque e, portanto em ambiente
marinho. Ela consiste em uma estrutura de ferro sobre a qual estão rebitadas placas de
cobre que dão forma à figura.
a) Qual o efeito do ambiente marinho sobre as placas de cobre? Explique utilizando
equações químicas.
b) Por que não foi uma boa ideia ter cobre em contato com ferro? Justifique.
6. Considere a representação da pilha abaixo e responda:
Zn (s) / Zn2+ (aq) // Ag+(aq) / Ag (s)
a) Qual é a semirreação de oxidação e qual é a semirreação de redução?
b) Qual é a reação global?
c) Qual é o ânodo? E o cátodo?
d) Qual é o polo negativo? E o positivo?
e) Qual é o sentido de fluxo dos elétrons?
Auto AvaliAÇÃO